Nitrito de potasio - Potassium nitrite
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| Identificadores | |
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Modelo 3D ( JSmol )
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| ChemSpider | |
| Tarjeta de información ECHA |
100.028.939 
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| Número CE | |
| Número e | E249 (conservantes) |
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PubChem CID
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| Número RTECS | |
| UNII | |
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Tablero CompTox ( EPA )
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| Propiedades | |
| KNO 2 | |
| Masa molar | 85,10379 g / mol |
| Apariencia | delicuescente sólido blanco o amarillo claro |
| Densidad | 1,914986 g / cm 3 |
| Punto de fusion | 440,02 ° C (824,04 ° F; 713,17 K) (se descompone) |
| Punto de ebullición | 537 ° C (999 ° F; 810 K) (explota) |
| 281 g / 100 mL (0 ° C) 312 g / 100 mL (25 ° C) 413 g / 100 mL (100 ° C) |
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| Solubilidad | soluble en alcohol , amoniaco |
| −23,3 · 10 −6 cm 3 / mol | |
| Termoquímica | |
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Capacidad calorífica ( C )
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107,4 J / mol K |
| -369,8 kJ / mol | |
| Peligros | |
| Ficha de datos de seguridad | MSDS externa |
| Tóxico ( T ) Oxidante ( O ) Nocivo ( Xn ) Peligroso para el medio ambiente ( N ) |
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| Frases R (desactualizadas) | R8 R25 R50 |
| Frases S (desactualizadas) | S45 S61 |
| NFPA 704 (diamante de fuego) | |
| punto de inflamabilidad | No es inflamable |
| Dosis o concentración letal (LD, LC): | |
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LD 50 ( dosis mediana )
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235 mg / kg |
| Compuestos relacionados | |
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Otros aniones
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Nitrato de potasio |
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Otros cationes
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Nitrito de sodio |
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Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). |
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 verificar ( ¿qué es ?)
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| Referencias de Infobox | |
El nitrito de potasio (distinto del nitrato de potasio ) es el compuesto inorgánico con la fórmula química K N O 2 . Es una sal iónica de iones potasio K + e iones nitrito NO 2 - , que forma un polvo cristalino higroscópico, blanco o ligeramente amarillo, soluble en agua.
Es un oxidante fuerte y puede acelerar la combustión de otros materiales. Al igual que otras sales de nitrito , como el nitrito de sodio , el nitrito de potasio es tóxico si se ingiere y las pruebas de laboratorio sugieren que puede ser mutagénico o teratogénico . Generalmente se usan guantes y gafas de seguridad cuando se manipula nitrito de potasio.
Descubrimiento
El nitrito está presente en niveles traza en el suelo, aguas naturales, tejidos vegetales y animales y fertilizantes. La forma pura de nitrito fue fabricada por primera vez por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele que trabajaba en el laboratorio de su farmacia en la ciudad comercial de Köping . Calentó el nitrato de potasio a fuego rojo durante media hora y obtuvo lo que reconoció como una nueva "sal". Los dos compuestos (nitrato de potasio y nitrito) fueron caracterizados por Péligot y la reacción se estableció como 2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 .
Producción
El nitrito de potasio se puede obtener mediante la reducción del nitrato de potasio . La producción de nitrito de potasio por absorción de óxidos de nitrógeno en hidróxido de potasio o carbonato de potasio no se emplea a gran escala debido al alto precio de estos álcalis. Además, el hecho de que el nitrito de potasio sea altamente soluble en agua dificulta la recuperación del sólido.
Reacciones
La mezcla de cianamida y KNO 2 produce cambios de sólidos blancos a líquidos amarillos y luego a sólidos anaranjados, formando gases de cianógeno y amoníaco. No se utiliza energía externa y las reacciones se realizan con una pequeña cantidad de O 2 .
El nitrito de potasio forma nitrato de potasio cuando se calienta en presencia de oxígeno de 550 ° C a 790 ° C. La velocidad de reacción aumenta con la temperatura, pero la extensión de la reacción disminuye. A 550 ° C y 600 ° C, la reacción es continua y finalmente se completa. De 650 ° C a 750 ° C, como es el caso de descomposición del nitrato de potasio, el sistema alcanza el equilibrio . A 790 ° C, primero se observa una rápida disminución del volumen, seguida de un período de 15 minutos durante el cual no se producen cambios de volumen. A esto le sigue un aumento de volumen debido principalmente a la evolución de nitrógeno, que se atribuye a la descomposición del nitrito de potasio.
El nitrito de potasio reacciona a una velocidad extremadamente lenta con una solución líquida de amoníaco de amida de potasio a temperatura ambiente y en presencia de óxido férrico u óxido cobáltico , para formar nitrógeno e hidróxido de potasio .
Usos médicos
El interés en el papel médico del nitrito inorgánico se despertó por primera vez debido al éxito espectacular de los nitritos orgánicos y compuestos relacionados en el tratamiento de la angina de pecho . Mientras trabajaba con Butter en la Royal Infirmary de Edimburgo en la década de 1860, Brunton notó que el dolor de la angina podría aliviarse con la venesección y concluyó erróneamente que el dolor debe deberse a la presión arterial elevada. Como tratamiento para la angina, la reducción de la sangre circulante por venesección fue inconveniente. Por lo tanto, decidió probar el efecto en un paciente de la inhalación de nitrito de amilo , un compuesto sintetizado recientemente y que su colega había mostrado una disminución de la presión arterial en animales. El dolor asociado con un ataque de angina desapareció rápidamente y el efecto duró varios minutos, generalmente el tiempo suficiente para que el paciente se recuperara descansando. Durante un tiempo, el nitrito de amilo fue el tratamiento preferido para la angina, pero debido a su volatilidad, fue reemplazado por compuestos químicamente relacionados que tenían el mismo efecto.
Se observó el efecto del nitrito de potasio sobre el sistema nervioso, el cerebro, la médula espinal, el pulso, la presión arterial y la respiración de voluntarios humanos sanos, así como la variabilidad entre individuos. La observación más significativa fue que incluso una pequeña dosis de <0,5 granos (≈30 mg) administrada por vía oral provocó, al principio, un aumento de la presión arterial , seguido de una disminución moderada. Con dosis mayores, se produjo una hipotensión pronunciada . También notaron que el nitrito de potasio, independientemente de cómo se administrara, tenía un efecto profundo en la apariencia y la capacidad de transporte de oxígeno de la sangre. Compararon la acción biológica del nitrito de potasio con la de los nitritos de amilo y etilo y concluyeron que la similitud de acción depende de la conversión de los nitritos orgánicos en ácido nitroso .
Se han utilizado con éxito soluciones de nitrito acidificado para generar NO e inducir vasorrelajación en estudios de vasos sanguíneos aislados , y se ha propuesto el mismo mecanismo de reacción para explicar la acción biológica del nitrito .
Otros usos
El nitrito de potasio se utiliza en la fabricación de sales de transferencia de calor. Como aditivo alimentario E249 , el nitrito de potasio es un conservante similar al nitrito de sodio y está aprobado para su uso en la UE, EE. UU., Australia y Nueva Zelanda (donde figura con el número de SIN 249).
Riesgos de reactividad
Al reaccionar con ácidos, el nitrito de potasio forma óxidos nitrosos tóxicos. La fusión con sales de amonio produce efervescencia e ignición . Las reacciones con agentes reductores pueden provocar incendios y explosiones.
Requisitos de almacenamiento
El nitrito de potasio se almacena con otros agentes oxidantes pero separado de inflamables, combustibles, agentes reductores , ácidos, cianuros , compuestos de amonio, amidas y otras sales nitrogenadas en un lugar fresco, seco y bien ventilado.